Eis und Salz - Experimente Biologie

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Eis und Salz

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Warum gibt man im Winter Salz auf das Eis?
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Tipps:
Es sollte nicht zu viel Salz auf einmal zu dem Eis gegeben werden, da dieses sonst an der Oberfläche verkrustet. Der Effekt ist dann nicht so ausgeprägt.
Bevor das Salz zugegeben wird, sollte das Thermometer für wenige Minuten die Temperatur des Eises von 0°C anzeigen. Das Eis schmilzt jedoch sehr langsam, fast kaum wahrnehmbar. Nur wenige Sekunden nach der Salzzugabe wird die Temperatur deutlich fallen, oft auf -10°C und darunter. Außerdem wird der Schmelzprozess deutlich schneller vor sich gehen: Wasser tropft gut erkennbar aus dem Trichter in den Becher.
Es kann etwa 10 – 20 Sekunden dauern, bis Wasser aus dem Trichter tropft.
Zur Vereinfachung kann der Versuch auch ohne Thermometer durchgeführt werden.
Fachlicher Hintergrund:
Zwei Effekte spielen zusammen: 
1) Schnelleres Schmelzen des Eises: Reines Wasser ändert bei 0°C beim Erwärmen seine Zustandsform von fest nach flüssig oder umgekehrt beim Abkühlen. Die Schmelztemperatur von 0°C gilt aber nur für reines Wasser.
2) Die Zugabe von Salz bewirkt, dass das Eis auch bei kälteren Temperaturen als 0°C schmilzt (die Schmelztemperatur der Lösung Salz-Wasser ist niedriger als bei reinem Wasser). Dies nutzt man im Winter aus.
Allerdings: bei  -21°C gefriert auch die konzentrierteste Salzlösung, bei solchen Temperaturen ist Streusalz nutzlos.
Die fachlich korrekte Erklärung der Schmelzpunkterniedrigung ist sehr komplex. Wenn der phänomenologische Zugang nicht als ausreichend angesehen wird, kann man mit einem einfachen Teilchenmodell argumentieren.
Im Feststoff (Eis) sitzt jedes Teilchen an einem festgelegten Platz. Wenn nun fremde Teilchen (durch das Salz) hinzukommen, dann wird diese Ordnung gestört, das "Gitter" ist weniger stabil. Es wird schon bei geringeren Temperaturen zerstört: die Ordnung geht schon unterhalb von 0 Grad verloren. Der Vorgang des Lösens von Kochsalz in Wasser benötigt aber Energie. Das heisst, die notwendige Energie wird aus der Umgebung entzogen, die Umgebung wird kälter. 
Im Zusammenspiel der Effekte bedeutet dies, dass sich das Eis verflüssigt, obwohl die Lösung kälter wird. 
Noch genauer: Der Lösungsvorgang kann in zwei Schritte aufgeteilt gedacht werden. Beide Schritte laufen gleichzeitig nebeneinander ab:
Schritt 1: Das Kristallgitter des Salzes wird zerstört. Dies benötigte Energie wird aus der Umgebung entzogen: die Lösung wird insgesamt kälter.
Schritt 2: Um die freigewordenen Teilchen des Salzes gruppieren sich Teilchen des Lösungsmittels (hier die Wasserteilchen). Dadurch wird Energie frei. 
Bei Kochsalz benötigt Schritt 1 mehr Energie, als durch Schritt 2 geliefert wird. Daher resultiert insgesamt in diesem Fall eine Abkühlung.                      Arbeitsblatt      


 
 
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